Закон еквівалентів: формула і формулювання. Закон еквівалентів в хімії

В кінці XVIII століття були отримані емпіричним шляхом багато закони хімії. Ними можна було користуватися і застосовувати їх на практиці, але точне доказ було отримано лише через багато десятиліть потому. Одним з таких стовпів сучасної хімії став закон еквівалентів, який безпосередньо пов'язаний з іншими фундаментальними законами - законом збереження маси і правилом кратних відносин.

Передісторія

Підставою для нового положення став уже відомий в наприкінці XVIII століття закон постійного складу, пізніше названий законом збереження маси. Завдяки йому було з'ясовано, що різні хімічні речовини можуть взаємодіяти не довільно, а в строго певних пропорціях. Тому в хімічному лексиконі з'явилися слово «еквівалентність». Нове поняття в перекладі на російську мову означало «рівноцінність». Це був перший крок до створення правила, яке пізніше стало відомо як закон еквівалентів. Численні експерименти пізніше неодноразово підтверджували теоретичну здогад.

Нове правило

Закон еквівалентів в хімії кілька разів змінював свою назву. У сучасних підручниках він записується наступним чином:

«Еквівалентом будь-якого елемента вважають таку його кількість, яка може з'єднатися з одним молем водню».

Таке формулювання закону еквівалентів універсальна і використовується в шкільній хімії і в серйозних наукових експериментах. Наприклад, для відомого з'єднання HCl еквівалент хлору відповідає одному молю, з'єднання H 2 S, H 2 O еквіваленти для сірки і кисню будуть рівні 1/2 моля і так далі. У з'єднаннях виду H n X, де H – водень, X – інший хімічний елемент, n – кількість водню в молекулі, еквівалент елемента X завжди буде дорівнює 1/n моль. Даний закон еквівалентів в хімії поширюється і на прості речовини, в яких водень взаємодіє з одним елементом, і на з'єднання, в яких водень сусідить з безліччю інших атомів.

Еквівалентна маса

Висновком з нового закону стало нове поняття маси. Новий термін став дуже зручний для вимірювання зміни речовини в реакціях. Еквівалентною масою стали називати масу 1 еквівалента. Так, закон еквівалентів передбачає масу іншого елемента навіть без лабораторних досліджень. На наведеному прикладі сполуки соляної кислоти еквівалентна маса хлору дорівнює 3445 г/моль. У з'єднанні H 2 O еквівалентна маса кисню дорівнюватиме 16 : 2 = 8 г/моль і так далі.

Як це можна обчислити

Еквівалентну масу можна вирахувати методом аналізу одержаних сполук. Необов'язково при цьому досліджувана речовина з'єднувати з воднем для обчислення еквівалентної маси. Закон еквівалентів підтверджує, що досить знати склад сполуки цього елемента і еквівалентну масу іншого елемента, з яким з'єднується наш невідомий зразок. Прикладом знаходження еквівалента може служити наступна завдання:




З'єднання 3 г натрію з надлишком хлору утворило 762 г кухонної солі (хлориду натрію). Дізнайтеся еквівалентну масу натрію, якщо Е Cl = 3545 г/моль. З умови задачі випливає, що в продукті реакції – кухонної солі на 3 г натрію доводиться 762 – 3 = 462 м хлору. Звідси випливає висновок: Е Na = 3 x 3545 : 462 = 23 г/моль. Молярна маса натрію легко визначається з таблиці Менделєєва. Вона дорівнює 23 г/моль. Звідси випливає, що еквівалентна маса натрію дорівнює одному молю.

Складні елементи

Оточуюча нас жива і нежива природа складається з безлічі різних речовин, і більшість з них є складними. Тому часто еквіваленти визначаються по-різному, в залежності від того, зі складу якої сусідньої речовини вони були отримані. Але у всіх досліджуваних випадках різні еквіваленти ставилися один до одного як цілі малі числа. Наприклад, достатньо взяти такі відомі сполуки, як оксид і діоксид сірки. Еквівалентні маси цього елемента, обчислені вищенаведеним способом, дають значення 16 г/моль 32 г/моль. Але співвідношення цих значень зводиться до простого увазі 1:2. Дане правило було виведено емпіричним шляхом знаменитим англійським хіміком, лікарем і натуралістом Джоном Дальтоном. Вчитель-самоучка, який ставив дивовижні експерименти спочатку викликав переляк слуг і смішив сусідів. Тим не менш, ставлячи свої нескладні досліди, він підтвердив багато наукові припущення. Закон кратних відносин був вперше сформульований саме їм. Закон еквівалентів поширюється й на складні сполуки, в яких взаємодіють кілька елементів. Поняття еквівалента для одного з елементів в складному сполученні перестає бути однозначним. Для таких з'єднань формулювання закону еквівалентів звучить трохи інакше: "як еквівалент складного речовини використовується така його кількість, яка буде брати участь у хімічній реакції без залишку з одним еквівалентом елемента або складного з'єднання, або ж з одним еквівалентом водню". Це правило використовується повсюдно. Якщо прибрати громіздкі визначення, його можна звести до наступного положенням: "Різні речовини можуть вступати в реакції тільки в тих кількостях, які пропорційні їх еквівалентів".

Розчини

При вивченні і складанні розчинів всі перераховані вище закони застосовуються в повній мірі. Тут роль еквівалента відіграє нова одиниця, яка носить назву г/еквівалент. Так називається кількість речовини, одна частинка (атом чи іон) хімічно рівноцінна атома або іона водню. Таким чином, закон еквівалентів для розчинів звучить аналогічно класичним визначенням.

Загальний закон еквівалентів

Формула еквівалентів різних сполук у загальному випадку виглядає так:

Е = Молярна маса /(число атомів елемента x валентність).

Як можна бачити, еквівалентність знаходиться в прямій залежності від молярної маси речовини і від його валентності. При наявності у хіміка інформації про еквівалентах невідомих елементів він може визначити його здатність вступати в хімічні реакції. При відомому кількості грам/еквівалентів речовини вчений може одразу зробити висновок про концентрацію і властивості того чи іншого розчину.

Стехиометрия

Кількісним складом речовин і їх співвідношенням у з'єднаннях присвячений окремих розділ хімії, званих стехіометрією. Завдання цього розділу теоретичної хімії складаються в розрахунку кількісних співвідношень у з'єднаннях. Для простих речовин це досить просто, а для складних – білків або вірусів, стехіометричні розрахунки стають дуже важким завданням.